Основное и возбужденное состояние атома
Электронные формулы, которые мы составляли до этого, соответствуют основному энергетическому состоянию атома. Это наиболее выгодное энергетически состояние атома.
Однако, чтобы образовывать химические связи, атому в большинстве ситуаций необходимо наличие неспаренных (одиночных) электронов. А химические связи энергетически очень для атома выгодны.
Поэтому при наличии свободных энергетических орбиталей на данном уровне спаренные пары электронов могут распариваться, и один из электронов спаренной пары может переходить на вакантную орбиталь.
Таким образом число неспаренных электронов увеличивается, и атом может образовать больше химических связей, что очень выгодно с точки зрения энергии. Такое состояние атома называют возбуждённым и обозначают звёздочкой.
Например, в основном состоянии боримеет следующую конфигурацию энергетического уровня:
5B 1s22s22p1 1s 
2s 2s 2p
На втором уровне (внешнем) одна спаренная электронная пара, один одиночный электрон и пара свободных (вакантных) орбиталей. Следовательно, есть возможность для перехода электрона из пары на вакантную орбиталь, получаем возбуждённое состояние атома бора (обозначается звёздочкой):
5B* 1s22s12p2 1s 2s 
2s 2p
Попробуйте самостоятельно составить электронную формулу, соответствующую возбуждённому состоянию атомов. Не забываем проверять себя по ответам!
15. Углерода
16. Бериллия
17. Кислорода
Решу егэ
1. Натрий имеет атомный номер 11, следовательно, имеет 11 электронов. Натрий находится в 1 группе, что значит, что максимальная степень окисления (которая численно равна номеру группы) натрия 1, т. е. образуя катион с данным зарядом, он теряет 1 электрон, а остается 10.
2. Калий имеет атомный номер 19, следовательно, имеет 19 электронов. Находится в 1 группе, что значит, что максимальная степень окисления 1, т. е. образуя катион с данным зарядом, калий теряет 1 электрон, а остается 18.
3. Азот имеет атомный номер 7, следовательно, 7 электронов. Образуя катион, атом теряет электроны, поэтому данный вариант не подходит по условию задачи.
4. Литий имеет атомный номер 3, поэтому также не подходит по условию.
5. Алюминий имеет атомный номер 13, следовательно, имеет 13 электронов. Находится в 3 группе, что значит, что максимальная степень окисления 3, т. е. образуя катион с данным зарядом, алюминий теряет 3 электрона, а остается 10.
Ответ: 15.
Строение электронной оболочки
Согласно квантовой модели строение атома Нильса Бора, электроны в атоме могут двигаться только по определенным (стационарным) орбитам, удаленным от ядра на определенное расстояние и характеризующиеся определенной энергией.
Электронные уровни можно обозначать цифрами — 1, 2, 3, …, n. Номер слоя увеличивается мере удаления его от ядра. Номер уровня соответствует главному квантовому числу n.
В одном слое электроны могут двигаться по разным траекториям. Траекторию орбиты характеризует электронный подуровень. Тип подуровня характеризует орбитальное квантовое число l = 0,1, 2, 3 …, либо соответствующие буквы — s, p, d, g и др.
В рамках одного подуровня (электронных орбиталей одного типа) возможны варианты расположения орбиталей в пространстве. Чем сложнее геометрия орбиталей данного подуровня, тем больше вариантов их расположения в пространстве. Общее число орбиталей подуровня данного типа l можно определить по формуле: 2l 1. На каждой орбитали может находиться не более двух электронов.
| Тип орбитали | s | p | d | f | g |
| Значение орбитального квантового числа l | 0 | 1 | 2 | 3 | 4 |
| Число атомных орбиталей данного типа 2l 1 | 1 | 3 | 5 | 7 | 9 |
| Максимальное количество электронов на орбиталях данного типа | 2 | 6 | 10 | 14 | 18 |
Получаем сводную таблицу:
Заполнение электронами энергетических орбиталей происходит согласно некоторым основным правилам. Давайте остановимся на них подробно.
Принцип Паули (запрет Паули): на одной атомной орбитали могут находиться не более двух электронов с противоположными спинами (спин — это квантовомеханическая характеристика движения электрона).
Правило Хунда.На атомных орбиталях с одинаковой энергией электроны располагаются по одному с параллельными спинами. Т.е. орбитали одного подуровня заполняются так: сначала на каждую орбиталь распределяется по одному электрону.
Таким образом, сумма спиновых квантовых чисел таких электронов на одном энергетическом подуровне (оболочке) будет максимальной.
Например, заполнение 2р-орбитали тремя электронами будет происходить так: 
, а не так: 
, а не так:
Принцип минимума энергии. Электроны заполняют сначала орбитали с наименьшей энергией. Энергия атомной орбитали эквивалентна сумме главного и орбитального квантовых чисел: n l. Если сумма одинаковая, то заполняется первой та орбиталь, у которой меньше главное квантовое число n.
| АО | 1s | 2s | 2p | 3s | 3p | 3d | 4s | 4p | 4d | 4f | 5s | 5p | 5d | 5f | 5g |
| n | 1 | 2 | 2 | 3 | 3 | 3 | 4 | 4 | 4 | 4 | 5 | 5 | 5 | 5 | 5 |
| l | 0 | 0 | 1 | 0 | 1 | 2 | 0 | 1 | 2 | 3 | 0 | 1 | 2 | 3 | 4 |
| n l | 1 | 2 | 3 | 3 | 4 | 5 | 4 | 5 | 6 | 7 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 |
Таким образом,энергетический ряд орбиталей выглядит так:
1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p <
5s < 4d < 5p < 6s < 4f~5d < 6p < 7s <5f~6d …
Электронную структуру атома можно представлять в разных формах — энергетическая диаграмма, электронная формула и др. Разберем основные.
Энергетическая диаграмма атома — это схематическое изображение орбиталей с учетом их энергии. Диаграмма показывает расположение электронов на энергетических уровнях и подуровнях. Заполнение орбиталей происходит согласно квантовым принципам.
Например,энергетическая диаграмма для атома углерода:
Электронная формула — это запись распределения электронов по орбиталям атома или иона. Сначала указывается номер уровня, затем тип орбитали. Верхний индекс справа от буквы показывает число электронов на орбитали. Орбитали указываются в порядке заполнения. Запись 1s2 означает, что на 1 уровне s-подуровне расположено 2 электрона.
Например, электронная формула углерода выглядит так: 1s22s22p2.
Для краткости записи, вместо энергетических орбиталей, полностью заполненных электронами, иногда используют символ ближайшего благородного газа (элемента VIIIА группы), имеющего соответствующую электронную конфигурацию.
Например, электронную формулу азотаможно записать так: 1s22s22p3 или так: [He]2s22p3.
1s2 = [He]
1s22s22p6 = [Ne]
1s22s22p63s23p6 = [Ar] и так далее.
Электронные формулы ионов
Атомы могут отдавать и принимать электроны. Отдавая или принимая электроны, они превращаются в ионы.
Ионы— это заряженные частицы. Избыточный заряд обозначается индексом в правом верхнем углу.
Если атом отдаётэлектроны, то общий заряд образовавшейся частицы будет положительный(вспомним, что число протонов в атоме равно числу электронов, а при отдаче электронов число протонов будет больше числа электронов).
11Na 1s22s22p63s1 -1е = 11Na 1s22s22p63s0
Если атом принимаетэлектроны, то приобретает отрицательныйзаряд. Отрицательно заряженные частицы — это анионы. Например, анион хлора образуется так:
17Cl 1s22s22p63s23p5 1e = 17Cl— 1s22s22p63s23p6
Таким образом, электронные формулы ионов можно получить добавив или отняв электроны у атома. Обратите внимание, при образовании катионов электроны уходят с внешнего энергетического уровня. При образовании анионов электроны приходят на внешний энергетический уровень.
Попробуйте составить самостоятельно электронный формулы ионов. Не забывайте проверять себя по ключам!
18. Ион Са2
19. Ион S2-
20. Ион Ni2
В некоторых случаях совершенно разные атомы образуют ионы с одинаковой электронной конфигурацией. Частицы с одинаковой электронной конфигурацией и одинаковым числом электронов называют изоэлектронными частицами.
Например, ионы Na и F—.
Электронная формула катиона натрия: Na 1s22s22p6, всего 10 электронов.
Электронная формула аниона фтора: F— 1s22s22p6, всего 10 электронов.
Таким образом, ионы Na и F— — изоэлектронные. Также они изоэлектронны атому неона.
Тренажер по теме «Строение атома» — 10 вопросов, при каждом прохождении новые.
Ответы на вопросы:
1. У изотопов одного химического элемента массовое число всегда разное, т.к. массовое число складывается из числа протонов и нейтронов. А у изотопов различается число нейтронов.
2. У изотопов одного элемента число протонов всегда одинаковое, т.к. число протонов характеризует химический элемент.
3. Массовое число изотопа брома-81 равно 81. Атомный номер = заряд ядра брома = число протонов в ядре = 35. Вычитаем из массового числа число протонов, получаем 81-35=46 нейтронов.
4. Массовое число изотопа хлораравно 37. Атомный номер, заряд ядра и число протонов в ядре равно 17. Получаем число нейтронов = 37-17 =20.
5. Электронная формула азота:
7N 1s22s22p3 1s 2s 2s 2p
6. Электронная формула кислорода:
8О 1s22s22p4 1s 2s 2s 2p
7. Электронная формула фтора:
8. Электронная формула магния:
12Mg 1s22s22p63s2 1s 2s 2s 2p
3s 3s
9. Электронная формула алюминия:
13Al 1s22s22p63s23p1 1s 2s 2s 2p
3s 3s 3p
10. Электронная формула кремния:
14Si 1s22s22p63s23p2 1s 2s 2s 2p
3s 3s 3p
11. Электронная формула фосфора:
15P 1s22s22p63s23p3 1s 2s 2s 2p
3s 3s 3p
12. Электронная формула серы:
16S 1s22s22p63s23p4 1s 2s 2s 2p
3s 3s 3p
13. Электронная формула хлора:
14. Электронная формула аргона:
18Ar 1s22s22p63s23p6 1s 2s 2s 2p
3s 3s 3p
15. Электронная формула углеродав возбуждённом состоянии:
6C* 1s22s12p3 1s 2s 2s 2p
16. Электронная формула бериллияв возбуждённом состоянии:
4Be 1s22s12p1 1s 2s 2s 2p
17. Электронная формула кислорода в возбуждённом энергетическом состоянии соответствует формуле кислорода в основном энергетическом состоянии, т.к. нет условий для перехода электрона — отсутствуют вакантные энергетические орбитали.
18. Электронная формула иона кальция Са2 : 20Ca2 1s22s22p63s23p6
19. Электронная формула аниона серы S2-: 16S2- 1s22s22p63s23p6
20. Электронная формула катиона никеля Ni2 : 28Ni2 1s22s22p63s23p63d84s0. Обратите внимание! Атомы отдают электроны всегда сначала с внешнего энергетического уровня. Поэтому никель отдаёт электроны сначала с внешнего 4s-подуровня.
Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Строение атома» (задание 1 ЕГЭ по химии) ( с ответами)
Электронные формулы элементов первых четырех периодов
Рассмотрим заполнение электронами оболочки элементов первых четырех периодов. У водородазаполняется самый первый энергетический уровень, s-подуровень, на нем расположен 1 электрон:
1H 1s1 1s
У гелия1s-орбиталь полностью заполнена:
2He 1s2 1s
Поскольку первый энергетический уровень вмещает максимально 2 электрона, у литияначинается заполнение второго энергетического уровня, начиная с орбитали с минимальной энергией — 2s. При этом сначала заполняется первый энергетический уровень:
3Li 1s22s1 1s 2s 2s
У бериллия2s-подуровень заполнен:
4Be 1s22s2 1s 2s 2s
Далее, у боразаполняется p-подуровень второго уровня:
5B 1s22s22p1 1s 2s 2s 2p
У следующего элемента, углерода, очередной электрон, согласно правилу Хунда, заполняет вакантную орбиталь, а не заполняет частично занятую:
6C 1s22s22p2 1s 2s 2s 2p
Попробуйте составить электронную и электронно-графическую формулы для следующих элементов, а затем можете проверить себя по ответам конце статьи:
5. Азот
6. Кислород
7. Фтор
У неона завершено заполнение второго энергетического уровня:
10Ne 1s22s22p6 1s 2s 2s 2p
У натрияначинается заполнение третьего энергетического уровня:
11Na 1s22s22p63s1 1s 2s 2s 2p
3s 3s
От натрия до аргона заполнение 3-го уровня происходит в том же порядке, что и заполнение 2-го энергетического уровня. Предлагаю составить электронные формулы элементов от магния до аргонасамостоятельно, проверить по ответам.
8. Магний
9. Алюминий
10. Кремний
11. Фосфор
12. Сера
13. Хлор
14. Аргон
А вот начиная с 19-го элемента, калия, иногда начинается путаница — заполняется не 3d-орбиталь, а 4s. Ранее мы упоминали в этой статье, что заполнение энергетических уровней и подуровней электронами происходит по энергетическому ряду орбиталей, а не по порядку. Рекомендую повторить его еще раз. Таким образом, формула калия:
19K 1s22s22p63s23p64s11s 2s 2s 2p
3s3s 3p
4s4s
Для записи дальнейших электронных формул в статье будем использовать сокращенную форму:
19K [Ar]4s1 [Ar] 4s
У кальция4s-подуровень заполнен:
20Ca [Ar]4s2 [Ar] 4s
У элемента 21, скандия, согласно энергетическому ряду орбиталей, начинается заполнение 3d-подуровня:
21Sc [Ar]3d14s2 [Ar] 4s 3d 
3d
Дальнейшее заполнение 3d-подуровня происходит согласно квантовым правилам, от титанадо ванадия:
22Ti [Ar]3d24s2 [Ar] 4s 3d 
3d 23V [Ar]3d34s2 [Ar] 4s
3d 
3d
Однако, у следующего элемента порядок заполнения орбиталей нарушается. Электронная конфигурация хроматакая:
24Cr [Ar]3d54s1 [Ar] 4s 3d 
3d
В чём же дело? А дело в том, что при «традиционном» порядке заполнения орбиталей (соответственно, неверном в данном случае —
3d44s2
) ровно одна ячейка в
d
-подуровне оставалась бы незаполненной. Оказалось, что такое заполнение энергетически
менее выгодно
. А
более выгодно
, когда
d
-орбиталь заполнена полностью, хотя бы единичными электронами. Этот лишний электрон переходит с
4s
-подуровня. И небольшие затраты энергии на перескок электрона с
4s
-подуровня с лихвой покрывает энергетический эффект от заполнения всех
3d-
орбиталей. Этот эффект так
и называется
— «провал»
или
«проскок»электрона
. И наблюдается он, когда
d
-орбиталь недозаполнена на 1 электрон (по одному электрону в ячейке или по два).
У следующих элементов «традиционный» порядок заполнения орбиталей снова возвращается. Конфигурация марганца:
25Mn [Ar]3d54s2
Аналогично у кобальтаи никеля. А вот у медимы снова наблюдаем провал (проскок) электрона— электрон опять проскакивает с 4s-подуровня на 3d-подуровень:
29Cu [Ar]3d104s1
На цинке завершается заполнение 3d-подуровня:
30Zn [Ar]3d104s2
У следующих элементов, от галлиядо криптона, происходит заполнение 4p-подуровня по квантовым правилам. Например, электронная формула галлия:
31Ga [Ar]3d104s24p1
Формулы остальных элементов мы приводить не будем, можете составить их самостоятельно.
Некоторые важные понятия:
Внешний энергетический уровень — это энергетический уровень в атоме с максимальным номером, на котором есть электроны.
Например, у меди ([Ar]3d104s1) внешний энергетический уровень — четвёртый.
Валентные электроны — электроны в атоме, которые могут участвовать в образовании химической связи. Например, у хрома ( 24Cr [Ar]3d54s1) валентными являются не только электроны внешнего энергетического уровня (4s1), но и неспаренные электроны на 3d-подуровне, т.к. они могут образовывать химические связи.
